Исэлдэлтийн төлөвийг хэрхэн тодорхойлох вэ? Тогтмол хүснэгт нь аливаа химийн элементийн хувьд энэ тоон утгыг бүртгэх боломжийг олгодог.

Тодорхойлолт

Эхлээд энэ нэр томъёо нь юуг илэрхийлж байгааг ойлгохыг хичээцгээе. Тогтмол хүснэгтийн дагуу исэлдэлтийн төлөв нь химийн харилцан үйлчлэлийн явцад элемент хүлээн авсан эсвэл татгалзсан электронуудын тоог илэрхийлдэг. Энэ нь сөрөг ба эерэг утгыг авч болно.

Хүснэгттэй холбох

Исэлдэлтийн төлөвийг хэрхэн тодорхойлох вэ? Тогтмол систем нь босоо байрлалтай найман бүлгээс бүрдэнэ. Тэд тус бүр нь үндсэн ба хоёрдогч гэсэн хоёр дэд бүлэгтэй. Элементүүдийн хэмжигдэхүүнийг тохируулахын тулд та тодорхой дүрмийг ашиглах ёстой.

Заавар

Элементүүдийн исэлдэлтийн төлөвийг хэрхэн тооцоолох вэ? Хүснэгт нь энэ асуудлыг бүрэн даван туулах боломжийг танд олгоно. Эхний бүлэгт (үндсэн дэд бүлэг) байрладаг шүлтлэг металлууд нь нэгдлүүдэд исэлдэлтийн төлөвийг харуулдаг бөгөөд энэ нь тэдний хамгийн өндөр валенттай тэнцүү + -тэй тохирч байна. Хоёр дахь бүлгийн металлууд (А дэд бүлэг) +2 исэлдэлтийн төлөвтэй байна.

Хүснэгт нь энэ утгыг зөвхөн металл шинж чанарыг харуулсан элементүүдэд төдийгүй металл бус металлын хувьд тодорхойлох боломжийг олгодог. Тэдний хамгийн их утга нь хамгийн өндөр валенттай тохирно. Жишээлбэл, хүхрийн хувьд +6, азотын хувьд +5 байна. Тэдний хамгийн бага (хамгийн бага) үзүүлэлтийг хэрхэн тооцдог вэ? Хүснэгт нь энэ асуултад бас хариулдаг. Наймаас бүлгийн дугаарыг хасах хэрэгтэй. Жишээлбэл, хүчилтөрөгчийн хувьд -2, азотын хувьд -3 байна.

Бусад бодисуудтай химийн харилцан үйлчлэлд ороогүй энгийн бодисын хувьд тодорхойлсон үзүүлэлтийг тэгтэй тэнцүү гэж үзнэ.

Хоёртын нэгдлүүдийн зохион байгуулалттай холбоотой үндсэн үйлдлүүдийг тодорхойлохыг хичээцгээе. Тэдгээрийн исэлдэлтийн төлөвийг хэрхэн тохируулах вэ? Тогтмол хүснэгт нь асуудлыг шийдвэрлэхэд тусалдаг.

Жишээлбэл, кальцийн исэл CaO-г авч үзье. Хоёр дахь бүлгийн үндсэн дэд бүлэгт байрлах кальцийн хувьд утга нь тогтмол, +2-тэй тэнцүү байх болно. Металл бус шинж чанартай хүчилтөрөгчийн хувьд энэ үзүүлэлт нь сөрөг утгатай байх бөгөөд энэ нь -2-той тохирч байна. Тодорхойлолтын зөв эсэхийг шалгахын тулд бид олж авсан тоон үзүүлэлтүүдийг нэгтгэн харуулав. Үүний үр дүнд бид тэгийг авдаг тул тооцоолол зөв байна.

Өөр нэг CuO хоёртын нэгдэл дэх ижил төстэй үзүүлэлтүүдийг тодорхойлъё. Зэс нь хоёрдогч дэд бүлэгт (эхний бүлэг) байрладаг тул судалж буй үзүүлэлт нь өөр өөр утгыг илэрхийлж болно. Тиймээс үүнийг тодорхойлохын тулд эхлээд хүчилтөрөгчийн үзүүлэлтийг тодорхойлох хэрэгтэй.

Хоёртын томъёоны төгсгөлд байрлах металл бус исэлдэлтийн тоо сөрөг байна. Энэ элемент нь зургаа дахь бүлэгт байрладаг тул наймаас зургаа хасах үед хүчилтөрөгчийн исэлдэлтийн төлөв нь -2-той тохирч байгааг олж мэднэ. Нэгдэлд индекс байхгүй тул зэсийн исэлдэлтийн төлөвийн индекс +2-тэй тэнцүү эерэг байх болно.

Химийн хүснэгтийг өөр яаж ашигладаг вэ? Гурван элементээс бүрдэх томъёоны элементүүдийн исэлдэлтийн төлөвийг мөн тодорхой алгоритм ашиглан тооцдог. Нэгдүгээрт, эдгээр үзүүлэлтүүдийг эхний болон сүүлчийн элемент дээр байрлуулна. Эхнийх нь энэ үзүүлэлт нь валенттай тохирох эерэг утгатай байх болно. Металл бус хамгийн гаднах элементийн хувьд энэ үзүүлэлт нь сөрөг утгатай байна (бүлгийн дугаарыг наймаас хасна). Төв элементийн исэлдэлтийн төлөвийг тооцоолохдоо математикийн тэгшитгэлийг ашигладаг. Тооцоолохдоо элемент тус бүрт байгаа индексүүдийг харгалзан үзнэ. Бүх исэлдэлтийн төлөвийн нийлбэр нь тэг байх ёстой.

Хүхрийн хүчилд тодорхойлох жишээ

Энэ нэгдлийн томъёо нь H 2 SO 4 юм. Устөрөгчийн исэлдэлтийн түвшин +1, хүчилтөрөгчийн исэлдэлтийн түвшин -2 байна. Хүхрийн исэлдэлтийн төлөвийг тодорхойлохын тулд бид математикийн тэгшитгэлийг үүсгэдэг: + 1 * 2 + X + 4 * (-2) = 0. Хүхрийн исэлдэлтийн төлөв нь +6-тай тохирч байгааг олж мэдэв.

Дүгнэлт

Дүрмүүдийг ашигласнаар та исэлдэлтийн урвалын коэффициентийг оноож болно. ЕБС-ийн 9-р ангийн химийн хичээл дээр энэ асуудлыг хэлэлцдэг. Нэмж дурдахад исэлдэлтийн төлөвийн талаархи мэдээлэл нь OGE болон USE даалгавруудыг гүйцэтгэх боломжийг олгодог.

Химийн шинжлэх ухаанд "исэлдэлт" болон "багасгах" гэсэн нэр томъёо нь атом эсвэл бүлэг атомууд тус бүр электроноо алдаж эсвэл олж авах урвалыг хэлдэг. Исэлдэлтийн төлөв нь нэг буюу хэд хэдэн атомд хуваарилагдсан тоон утга бөгөөд дахин хуваарилагдсан электронуудын тоог тодорхойлдог бөгөөд эдгээр электронууд нь урвалын үед атомуудын хооронд хэрхэн тархаж байгааг харуулдаг. Энэ утгыг тодорхойлох нь атомууд болон тэдгээрээс бүрдэх молекулуудаас хамааран энгийн эсвэл нэлээд төвөгтэй процедур байж болно. Түүнээс гадна зарим элементийн атомууд хэд хэдэн исэлдэлтийн төлөвтэй байж болно. Аз болоход, исэлдэлтийн төлөвийг тодорхойлох энгийн, хоёрдмол утгагүй дүрмүүд байдаг бөгөөд тэдгээрийг найдвартай ашиглахын тулд хими, алгебрийн үндсийг мэдэх нь хангалттай юм.

Алхам

1-р хэсэг

Тухайн бодис нь элемент мөн эсэхийг тодорхойл.Химийн нэгдлээс гадуурх атомын исэлдэлтийн төлөв 0 байна. Энэ дүрэм нь бие даасан чөлөөт атомаас үүссэн бодис болон нэг элементийн хоёр буюу олон атомт молекулуудаас бүрдэх бодисуудын хувьд үнэн юм.

• Жишээлбэл, Al(s) ба Cl2 нь химийн холбоогүй элементийн төлөвт байгаа тул исэлдэлтийн төлөв 0 байна.
• Хүхрийн S8 буюу октас хүхрийн аллотроп хэлбэр нь хэвийн бус бүтэцтэй хэдий ч тэг исэлдэлтийн төлөвтэй байдаг гэдгийг анхаарна уу.

1. Тухайн бодис нь ионуудаас бүрдэх эсэхийг тодорхойл.Ионы исэлдэлтийн төлөв нь тэдгээрийн цэнэгтэй тэнцүү байна. Энэ нь чөлөөт ионууд болон химийн нэгдлүүдийн нэг хэсэг болох аль алинд нь үнэн юм.

   • Жишээлбэл, Cl - ионы исэлдэлтийн төлөв -1 байна.
   • Химийн нэгдэл NaCl дахь Cl ионы исэлдэлтийн түвшин мөн -1 байна. Тодорхойлолтоор Na ион нь +1 цэнэгтэй тул Cl ион нь -1 цэнэгтэй тул исэлдэлтийн төлөв нь -1 байна гэж бид дүгнэж байна.

2. Металлын ионууд хэд хэдэн исэлдэлтийн төлөвтэй байж болохыг анхаарна уу.Олон металлын элементийн атомууд янз бүрийн хэмжээгээр иончлогдож болно. Жишээлбэл, төмөр (Fe) зэрэг металлын ионуудын цэнэг +2 эсвэл +3 байна. Металлын ионуудын цэнэгийг (мөн тэдгээрийн исэлдэлтийн төлөвийг) метал нь химийн нэгдлүүдийн нэг хэсэг болох бусад элементийн ионуудын цэнэгээр тодорхойлж болно; текстэнд энэ цэнэгийг Ромын тоогоор тэмдэглэсэн: жишээлбэл, төмөр (III) нь исэлдэлтийн төлөвтэй +3 байна.

   • Жишээ болгон хөнгөн цагааны ион агуулсан нэгдлийг авч үзье. AlCl 3 нэгдлийн нийт цэнэг тэг байна. Cl - ионууд -1 цэнэгтэй, нэгдэлд 3 ийм ион байдгийг бид мэддэг тул тухайн бодис ерөнхийдөө саармаг байхын тулд Al ион нь +3 цэнэгтэй байх ёстой. Тиймээс энэ тохиолдолд хөнгөн цагааны исэлдэлтийн төлөв +3 байна.

3. Хүчилтөрөгчийн исэлдэлтийн төлөв -2 (зарим үл хамаарах зүйл).Бараг бүх тохиолдолд хүчилтөрөгчийн атомууд исэлдэлтийн төлөвтэй -2 байна. Энэ дүрэмд хэд хэдэн үл хамаарах зүйлүүд байдаг:

   • Хэрэв хүчилтөрөгч нь үндсэн төлөвт (O2) байгаа бол бусад элементийн бодисын адил исэлдэлтийн төлөв 0 байна.
   • Хэрэв хүчилтөрөгч орсон бол хэт исэл, түүний исэлдэлтийн төлөв -1 байна. Пероксид нь энгийн хүчилтөрөгч-хүчилтөрөгчийн холбоо (өөрөөр хэлбэл хэт исэл анионы O 2 -2) агуулсан нэгдлүүдийн бүлэг юм. Жишээлбэл, H 2 O 2 (устөрөгчийн хэт исэл) молекулын найрлагад хүчилтөрөгч нь цэнэг ба исэлдэлтийн төлөвтэй -1 байна.
   • Хүчилтөрөгч нь фтортой нэгдэх үед +2 исэлдэлтийн төлөвтэй байдаг тул доорх фторын дүрмийг уншина уу.

4. Устөрөгч нь зарим үл хамаарах зүйлийг эс тооцвол +1 исэлдэлтийн төлөвтэй байдаг.Хүчилтөрөгчийн нэгэн адил энд бас үл хамаарах зүйлүүд байдаг. Ихэвчлэн устөрөгчийн исэлдэлтийн төлөв нь +1 байдаг (энэ нь H2 элементийн төлөвт ороогүй тохиолдолд). Гэсэн хэдий ч гидрид гэж нэрлэгддэг нэгдлүүдэд устөрөгчийн исэлдэлтийн төлөв -1 байна.

   • Жишээлбэл, H2O-д устөрөгчийн исэлдэлтийн төлөв нь +1 байна, учир нь хүчилтөрөгчийн атом нь -2 цэнэгтэй бөгөөд ерөнхий төвийг сахихад хоёр +1 цэнэг шаардлагатай байдаг. Гэсэн хэдий ч натрийн гидридийн найрлагад устөрөгчийн исэлдэлтийн төлөв нь аль хэдийн -1 байна, учир нь Na ион нь +1 цэнэгийг агуулдаг бөгөөд ерөнхий цахилгаан саармаг байдлын хувьд устөрөгчийн атомын цэнэг (тиймээс түүний исэлдэлтийн төлөв) байх ёстой. -1-тэй тэнцүү байна.

5. Фтор Үргэлжисэлдэлтийн төлөв -1 байна.Өмнө дурьдсанчлан зарим элементийн исэлдэлтийн төлөв (металл ион, хэт исэл дэх хүчилтөрөгчийн атом гэх мэт) нь хэд хэдэн хүчин зүйлээс хамаарч өөр өөр байж болно. Гэсэн хэдий ч фторын исэлдэлтийн төлөв нь байнга -1 байдаг. Үүнийг энэ элемент нь хамгийн өндөр цахилгаан сөрөг нөлөөтэй гэж тайлбарладаг - өөрөөр хэлбэл фторын атомууд өөрсдийн электронтойгоо салах хүсэл багатай, гадны электронуудыг хамгийн идэвхтэй татдаг. Тиймээс тэдний төлбөр өөрчлөгдөөгүй хэвээр байна.

6. Нэгдлийн исэлдэлтийн төлөвийн нийлбэр нь түүний цэнэгтэй тэнцүү байна.Химийн нэгдлүүдийн бүх атомын исэлдэлтийн төлөв нь тухайн нэгдлийн цэнэгтэй тэнцүү байх ёстой. Жишээлбэл, хэрэв нэгдэл нь төвийг сахисан бол түүний бүх атомын исэлдэлтийн төлөвийн нийлбэр нь тэг байх ёстой; хэрэв нэгдэл нь -1 цэнэгтэй олон атомт ион бол исэлдэлтийн төлөвийн нийлбэр -1 гэх мэт.

   • Энэ бол шалгах сайн арга юм - хэрэв исэлдэлтийн төлөвийн нийлбэр нь нэгдлийн нийт цэнэгтэй тэнцэхгүй бол та хаа нэгтээ алдаа гаргасан гэсэн үг.

   2-р хэсэг

   Химийн хуулийг ашиглахгүйгээр исэлдэлтийн төлөвийг тодорхойлох

   1. Исэлдэлтийн тоотой холбоотой хатуу дүрэмгүй атомуудыг ол.Зарим элементийн хувьд исэлдэлтийн төлөвийг олох хатуу тогтоосон дүрэм байдаггүй. Хэрэв атом дээр дурдсан дүрмүүдийн аль нэгэнд хамаарахгүй бөгөөд та түүний цэнэгийг мэдэхгүй бол (жишээлбэл, атом нь цогцолборын нэг хэсэг бөгөөд түүний цэнэгийг заагаагүй) та ийм атомын исэлдэлтийн төлөвийг дараах байдлаар тодорхойлж болно. арилгах. Эхлээд нэгдлийн бусад бүх атомын цэнэгийг тодорхойлж, дараа нь нэгдлийн мэдэгдэж буй нийт цэнэгээс өгөгдсөн атомын исэлдэлтийн төлөвийг тооцоол.

      • Жишээлбэл, Na 2 SO 4 нэгдэлд хүхрийн атомын цэнэг (S) тодорхойгүй байдаг - хүхэр нь элементийн төлөвт ороогүй тул энэ нь тэг биш гэдгийг л бид мэднэ. Энэ нэгдэл нь исэлдэлтийн төлөвийг тодорхойлох алгебрийн аргыг харуулах сайн жишээ болж өгдөг.

   2. Нэгдлийн үлдсэн элементүүдийн исэлдэлтийн төлөвийг ол.Дээр дурдсан дүрмийг ашиглан нэгдлийн үлдсэн атомуудын исэлдэлтийн төлөвийг тодорхойлно. O, H атом гэх мэт дүрмийн үл хамаарах зүйлүүдийн талаар бүү мартаарай.

      • Na 2 SO 4-ийн хувьд бидний дүрмийг ашиглан Na ионы цэнэг (тиймээс исэлдэлтийн төлөв) +1, хүчилтөрөгчийн атом бүрийн хувьд энэ нь -2 байна.

   3. Нэгдлийн цэнэгээс үл мэдэгдэх исэлдэлтийн тоог ол.Одоо та хүссэн исэлдэлтийн төлөвийг хялбархан тооцоолох бүх өгөгдөлтэй боллоо. Тэгшитгэлийг бичээрэй, түүний зүүн талд өмнөх тооцооллын үе шатанд олж авсан тоо ба үл мэдэгдэх исэлдэлтийн төлөвийн нийлбэр, баруун талд нь нэгдлийн нийт цэнэг байх болно. Өөрөөр хэлбэл, (Мэдэгдэж буй исэлдэлтийн төлөвүүдийн нийлбэр) + (хүссэн исэлдэлтийн төлөв) = (нийлмэлийн цэнэг).

      • Манай тохиолдолд Na 2 SO 4 уусмал дараах байдалтай байна.
        • (Мэдэгдэж буй исэлдэлтийн төлөвүүдийн нийлбэр) + (хүссэн исэлдэлтийн төлөв) = (нэгдлийн цэнэг)
        • -6 + S = 0
        • S = 0 + 6
        • S = 6. Na 2 SO 4-д хүхэр исэлдэх төлөвтэй байна 6 .
   • Нэгдлүүдийн хувьд бүх исэлдэлтийн төлөвийн нийлбэр нь цэнэгтэй тэнцүү байх ёстой. Жишээлбэл, хэрэв нэгдэл нь хоёр атомт ион бол атомуудын исэлдэлтийн төлөвийн нийлбэр нь нийт ионы цэнэгтэй тэнцүү байх ёстой.
   • Үелэх хүснэгтийг ашиглах, түүний дотор метал ба металл бус элементүүд хаана байрлаж байгааг мэдэх нь маш ашигтай байдаг.
   • Элемент хэлбэрийн атомын исэлдэлтийн төлөв үргэлж тэг байна. Нэг ионы исэлдэлтийн төлөв нь түүний цэнэгтэй тэнцүү байна. Устөрөгч, литий, натри зэрэг үечилсэн системийн 1А бүлгийн элементүүд нь элемент хэлбэрээрээ +1 исэлдэлтийн төлөвтэй; Магни, кальци зэрэг 2А бүлгийн металлууд нь элемент хэлбэрээрээ +2 исэлдэлтийн төлөвтэй байдаг. Хүчилтөрөгч ба устөрөгч нь химийн бондын төрлөөс хамааран 2 өөр исэлдэлтийн төлөвтэй байж болно.

Исэлдэлтийн төлөвийг судлахын өмнө хими, физикийн хичээлийн үндсэн дүрмийг санацгаая.

• бүх бодисууд молекулуудаас, молекулууд атомаас үүсдэг;
• аливаа атом нь цахилгаан саармаг, өөрөөр хэлбэл. тэгтэй тэнцүү нийт төлбөртэй;
• атомын тэг цэнэгийг түүний доторх эерэг ба сөрөг цэнэгтэй бөөмсийн тоогоор тодорхойлно;
• атомын доторх сөрөг цэнэгтэй хэсгүүд - "электронууд" - атомын цөмийг тойрон хөдөлдөг (нэг электроны цэнэг "–1");
• атом дахь бүх электронуудын нийт сөрөг цэнэг нь тэдгээрийн тоотой тэнцүү байна;
• атомын эерэг хэсгүүдийг "протон" гэж нэрлэдэг бөгөөд түүний цөм дотор байрладаг бөгөөд нэг протоны цэнэг "+1";
• цөмийн нийт эерэг цэнэг нь түүнд агуулагдах нийт хэмжээтэй тэнцүү байна;
• Аливаа химийн элементийн атом дахь протон ба электронуудын яг тоог түүний үелэх систем дэх тоог харснаар олж болно.

Элементийн дугаар = атом дахь протоны тоо = атом дахь электронуудын тоо.

Хүчилтөрөгч (O), устөрөгч (H), кальци (Ca), хөнгөн цагаан (Al) -ийн жишээн дээр дээрх бүх зүйлийг авч үзье.

Үелэх системд энэ нь "8" серийн дугаартай бөгөөд энэ нь түүний цөмд найман протон байдаг бөгөөд найман электрон цөмийг тойрон хөдөлдөг гэсэн үг юм.

Тиймээс түүний атомын цөмийн цэнэг “+8”, цөмийн эргэн тойронд эргэлдэж буй электронуудын нийт цэнэг “-8” байна. Химийн элементийн нийт атомын цэнэгийг түүний атомын доторх бүх эерэг ба сөрөг цэнэгийн нэмэгдлээр тодорхойлно.

Энэ нь үелэх системд нэгдүгээр байр эзэлдэг тул цөмд нь нэг протон байдаг ба нэг электрон цөмийг тойрон хөдөлдөг.

Энэ нь үелэх хүснэгтийн хорьдугаар байранд байрладаг. Энэ нь түүний атом нь нийт цэнэг нь "+20" ба "-20" гэсэн хорин протон ба электрон агуулдаг гэсэн үг юм.

Үелэх систем дэх түүний байрлал (атомын дугаар - 13) нь арван гурван протон, арван гурван электроныг заана.

Исэлдэлтийн төлөв байдлын талаар бага зэрэг

Мэдэгдэж байгаагаар дэлхийн царцдас дахь химийн элементүүд нь зөвхөн чөлөөт төлөвт байдаггүй. Тэдний атомууд мөн химийн харилцан үйлчлэлд орж нарийн төвөгтэй бодис үүсгэдэг. Үүнийг исэл үүсэх жишээг ашиглан тайлбарлахад хялбар байдаг.

Тиймээс хүчилтөрөгч (O) нь устөрөгчтэй (H) харилцан үйлчилж чаддаг. Энэ тохиолдолд устөрөгч нь хүчилтөрөгчийн цорын ганц электроноо өгдөг. Үүний дараа устөрөгчийн атомд чөлөөт электрон үлдэхгүй тул атомын цөмийн эерэг цэнэгийг саармагжуулах зүйл байхгүй ("+1"-тэй тэнцүү), устөрөгчийн атом бүхэлдээ "+1"-ийг авдаг. ” төлбөр. Тиймээс цахилгаан саармаг устөрөгчийн атом нь эерэг цэнэгтэй бөөмс болох протон болж хувирдаг.

(+1) + (-1) - (-1)= (+1).

Чөлөөт төлөвт тэг цэнэгтэй хүчилтөрөгчийн атом нь хоёр электроныг нэгэн зэрэг холбож чаддаг. Энэ нь устөрөгчийн хоёр атомтай нэгэн зэрэг урвалд ордог бөгөөд тус бүр нь түүнд цорын ганц электроноо өгдөг.

Ийнхүү устөрөгчтэй урвалд орохоос өмнө найман протон, электронтой хүчилтөрөгч энэ химийн харилцан үйлчлэлийн явцад дахин хоёр электрон авдаг. Энэ нь түүний нийт цэнэг дараахтай тэнцүү болно гэсэн үг юм.

(+8)+(-8)+(-2)=(-2).

Энэ жишээ нь нэг химийн элементийн атом өөр химийн элементийн атомд электроноо өгөх урвалыг харуулж байна. Химийн ийм урвалыг исэлдэлтийн урвал гэж нэрлэдэг.

Энэ нь атомыг электрон хандивласан гэж үздэг исэлдсэн, мөн тэдгээрийг нэгтгэсэн атом нь юм сэргэсэн. Энэ тохиолдолд устөрөгчийг исэлдүүлж, хүчилтөрөгчийг багасгасан. Урвалын үр дүнд хоёр атомын хүлээн авсан цэнэгийг тэдгээрийн химийн элементүүдийн тэмдгийн дээрх баруун дээд буланд бичсэн байна.

Хүчилтөрөгч ба устөрөгч нь хий гэдгийг анхаарч үзэх хэрэгтэй бөгөөд энэ нь тэдгээрийн молекулууд нь хоёр ижил атом агуулдаг гэсэн үг юм. Тиймээс хүчилтөрөгч ба устөрөгчийн хоорондох бүрэн урвал дараах байдалтай байна.

2Н₂⁰ + О₂⁰ → 2Н₂⁺¹О⁻²

Энэ тохиолдолд нарийн төвөгтэй бодисын молекулыг авахын тулд өөр элементийн хоёр ижил атомыг нэг хүчилтөрөгчийн атомд нэмдэг X₂O төрлийн нэгдлүүд үүсэх тухай бид ярьж байна. "+1" исэлдэлтийн төлөв нь үндсэн дэд бүлэгт хамаарах үелэх системийн эхний бүлгийн элементүүдийн шинж чанар юм.

XO дахь исэлдэлтийн төлөв

Тогтмол системийн хоёрдугаар бүлэгт (тухайлбал, түүний үндсэн дэд бүлэгт) атом бүр нь хүчилтөрөгч рүү хоёр электрон өгч чаддаг химийн элементүүд байдаг. Редокс урвалын үед ийм атом нь "+2" цэнэгийг олж авах бөгөөд хүчилтөрөгч нь ердийнх шигээ "-2" цэнэгийг авах болно. Жишээлбэл, кальцийн исэлдэлтийн урвал:

2Ca⁰ + O₂⁰→2Ca⁺²O⁻².

Хоёрдахь бүлгийн хоёрдогч дэд бүлэгт байрлах цайр (Zn) нь кальцитай ижил исэлдэлтийн төлөвийг харуулдаг, тухайлбал XO:

2Zn⁰ + О₂⁰→2Zn⁺²О⁻²

X₂O₃ дахь исэлдэлтийн тоо

Үелэх системийн гурав дахь бүлгийн үндсэн дэд бүлгийн элементүүдийн нэг онцлог нь тэдгээрийн атом бүр хүчилтөрөгчийн атомд гурван электроныг амархан өгч чаддаг явдал юм. Гэсэн хэдий ч нэг хүчилтөрөгчийн атом нь зөвхөн хоёр электрон хүлээн авах боломжтой.

Тиймээс, жишээ болгон хөнгөн цагааны ислийг ашиглан гурав дахь бүлгийн элементүүдийн оксидын молекул дахь атомуудын харьцаа иймэрхүү харагдах болно.

• хэрэв нэг хөнгөн цагаан атом гурван электроноос татгалзаж чадвал хоёр хөнгөн цагаан атом зургаан электрон (тус бүр гурван) өгөх болно;
• нэг хүчилтөрөгчийн атом нь зөвхөн хоёр электроныг хүлээн авах боломжтой, гэхдээ хоёр хөнгөн цагаан атом зургаан электроныг өгдөг тул гурван хүчилтөрөгчийн атом бүрэн хүлээн авах боломжтой;
• Хүчилтөрөгчийн молекул нь хоёр атомт байдаг гэдгийг санах нь зүйтэй бөгөөд энэ нь хүчилтөрөгчийн атом бүр хөнгөн цагаан атомаас хоёр электрон хүлээн авна гэсэн үг юм.

4Al⁰ + 3O₂⁰ → 2Al₂⁺³O₃⁻²

Ийнхүү дөрвөн хөнгөн цагаан атом энэ химийн урвалд оролцох бөгөөд энэ нь хүчилтөрөгчийн зургаан атомд (эсвэл гурван молекул) арван хоёр электрон өгөх болно. Урвалын үр дүнд хөнгөн цагааны атом бүрт гурван электрон дутагдаж, тэг цэнэгтэй болох ба энэ нь цөмийн эерэг цэнэг электронуудын сөрөг цэнэгээс давамгайлж эхэлнэ гэсэн үг юм.

13 (Al атомын цөмийн цэнэг өөрчлөгдөөгүй) -10 (урвалын дараа үлдсэн электронууд) = (+3).

XO₂ дахь исэлдэлтийн төлөв

Энэхүү исэлдэлтийн төлөвийг үелэх системийн дөрөв дэх бүлгийн үндсэн дэд бүлэгт байрлах химийн элементүүд харуулдаг. Тэдний атом бүр дөрвөн электроныг нэгэн зэрэг өгч чаддаг бөгөөд хүчилтөрөгчийн молекул нь хоёр атомт байдаг тул хүчилтөрөгчийн атом бүр хоёр л электрон хүлээн авах болно.

Хүчилтөрөгч болон нүүрстөрөгчийн харилцан үйлчлэлийн жишээг ашиглан ижил төстэй исэлдэлтийн урвалыг авч үзье.

С⁰ + О₂⁰ → С⁺⁴О₂⁻²

Энэ урвал нь хий (хүчилтөрөгч) байгаа нөхцөлд хатуу (нүүрс) шатаж байгааг харуулж байна. Тиймээс хүчилтөрөгчийн молекул нь хоёр атомт, нүүрстөрөгчийн молекул нь нэг атомт байдаг. Төрөл бүрийн металлын исэлдэлт хэрхэн явагддагийг мэдэхийн тулд товшино уу.

X₂O₅ ба XO₃ дахь исэлдэлтийн төлөв

Тав дахь бүлгийн үндсэн дэд бүлгийн зарим элементүүд нь исэлдэлтийн төлөвөөр тодорхойлогддог (+5), өөрөөр хэлбэл хүчилтөрөгчийн атомд нэг удаа таван электрон өгч чаддаг. Жишээлбэл, хүчилтөрөгчийн дэргэд фосфорын шаталтын урвал:

4Р⁰ + 5О₂⁰ → 2Р₂⁺⁵О₅⁻².

Зургаа дахь бүлгийн зарим элементүүд зургаан электроныг нэг дор өгч чаддаг бөгөөд үүний дараа исэлдэлтийн төлөв нь (+6) тэнцүү болдог. Жишээлбэл, хүхэр ба хүчилтөрөгчийн хоорондох урвал:

2S⁰ + 3O₂⁰ → 2S⁺⁶O₃⁻²

Химийн элементийн атомын бусад шинж чанаруудын нэгэн адил электрон сөрөг чанар нь элементийн атомын тоо нэмэгдэхийн хэрээр үе үе өөрчлөгддөг.

Дээрх график нь элементийн атомын дугаараас хамааран үндсэн дэд бүлгийн элементүүдийн электрон сөрөг байдлын өөрчлөлтийн үечилсэн байдлыг харуулж байна.

Үелэх системийн дэд бүлгийг доошлуулах үед химийн элементүүдийн электрон сөрөг чанар буурч, хугацааны дагуу баруун тийш шилжих үед нэмэгддэг.

Цахилгаан сөрөг чанар нь элементүүдийн металл бус байдлыг илэрхийлдэг: цахилгаан сөрөг чанар өндөр байх тусам элемент нь металл бус шинж чанартай байдаг.

Исэлдэлтийн төлөв

Нэгдлийн элементийн исэлдэлтийн төлөвийг хэрхэн тооцоолох вэ?

1) Энгийн бодис дахь химийн элементүүдийн исэлдэлтийн төлөв үргэлж тэг байна.

2) Нарийн төвөгтэй бодисуудад тогтмол исэлдэлтийн төлөвийг харуулдаг элементүүд байдаг.

3) Нэгдлүүдийн дийлэнх хэсэгт тогтмол исэлдэлтийн төлөвийг харуулдаг химийн элементүүд байдаг. Эдгээр элементүүдэд:

4) Молекул дахь бүх атомын исэлдэлтийн төлөвийн алгебрийн нийлбэр үргэлж тэг байна. Ионы бүх атомын исэлдэлтийн төлөвийн алгебрийн нийлбэр нь ионы цэнэгтэй тэнцүү байна.

5) Хамгийн их (хамгийн их) исэлдэлтийн төлөв нь бүлгийн дугаартай тэнцүү байна. Энэ дүрэмд хамаарахгүй үл хамаарах зүйлүүд нь I бүлгийн хоёрдогч дэд бүлгийн элементүүд, VIII бүлгийн хоёрдогч дэд бүлгийн элементүүд, түүнчлэн хүчилтөрөгч, фтор юм.

Бүлгийн дугаар нь исэлдэлтийн хамгийн өндөр төлөвтэй давхцдаггүй химийн элементүүд (заавал санах хэрэгтэй)

6) Металлын хамгийн бага исэлдэлтийн төлөв үргэлж тэг байх ба металл бус исэлдэлтийн хамгийн бага төлөвийг дараах томъёогоор тооцоолно.

металл бус исэлдэлтийн хамгийн бага төлөв = бүлгийн дугаар − 8

Дээр дурдсан дүрмүүдэд үндэслэн та ямар ч бодис дахь химийн элементийн исэлдэлтийн төлөвийг тогтоож болно.

Төрөл бүрийн нэгдлүүдийн элементүүдийн исэлдэлтийн төлөвийг олох

Жишээ 1

Хүхрийн хүчлийн бүх элементийн исэлдэлтийн төлөвийг тодорхойлно.

Шийдэл:

Хүхрийн хүчлийн томъёог бичье.

Бүх нарийн төвөгтэй бодис дахь устөрөгчийн исэлдэлтийн төлөв нь +1 (металл гидридээс бусад).

Бүх нийлмэл бодис дахь хүчилтөрөгчийн исэлдэлтийн төлөв нь -2 (хэт исэл ба хүчилтөрөгчийн фторид OF 2-аас бусад). Мэдэгдэж буй исэлдэлтийн төлөвүүдийг цэгцэлье.

Хүхрийн исэлдэлтийн төлөвийг гэж тэмдэглэе x:

Хүхрийн хүчлийн молекул нь аливаа бодисын молекулын нэгэн адил ерөнхийдөө цахилгаан саармаг байдаг, учир нь молекул дахь бүх атомын исэлдэлтийн төлөвийн нийлбэр нь тэг байна. Схемийн хувьд үүнийг дараах байдлаар дүрсэлж болно.

Тэдгээр. Бид дараах тэгшитгэлийг авсан.

Үүнийг шийдье:

Тиймээс хүхрийн хүчил дэх хүхрийн исэлдэлтийн түвшин +6 байна.

Жишээ 2

Аммонийн бихромат дахь бүх элементийн исэлдэлтийн төлөвийг тодорхойлно.

Шийдэл:

Аммонийн бихроматын томъёог бичье.

Өмнөх тохиолдлын нэгэн адил бид устөрөгч ба хүчилтөрөгчийн исэлдэлтийн төлөвийг зохион байгуулж болно.

Гэсэн хэдий ч азот ба хром гэсэн хоёр химийн элементийн исэлдэлтийн төлөв нь тодорхойгүй байгааг бид харж байна. Тиймээс бид өмнөх жишээтэй адил исэлдэлтийн төлөвийг олж чадахгүй байна (хоёр хувьсагчтай нэг тэгшитгэлд нэг шийдэл байхгүй).

Энэ бодис нь давсны ангилалд багтдаг бөгөөд үүний дагуу ионы бүтэцтэй болохыг анхаарна уу. Дараа нь аммонийн бихромат найрлагад NH 4 + катионууд орно гэж бид зөв хэлж чадна (энэ катионы цэнэгийг уусах чадварын хүснэгтээс харж болно). Үүний үр дүнд аммонийн бихромат томъёоны нэгж нь хоёр эерэг дан цэнэгтэй NH 4 + катионыг агуулдаг тул бодис бүхэлдээ цахилгаан саармаг байдаг тул бихромат ионы цэнэг -2-тэй тэнцүү байна. Тэдгээр. бодис нь NH 4 + катионууд ба Cr 2 O 7 2- анионуудаар үүсгэгддэг.

Устөрөгч ба хүчилтөрөгчийн исэлдэлтийн төлөвийг бид мэднэ. Ионы бүх элементийн атомын исэлдэлтийн төлөвийн нийлбэр цэнэгтэй тэнцүү гэдгийг мэдэж, азот, хромын исэлдэлтийн төлөвийг дараах байдлаар тэмдэглэнэ. xТэгээд yҮүний дагуу бид дараахь зүйлийг бичиж болно.

Тэдгээр. Бид хоёр бие даасан тэгшитгэлийг олж авна:

Аль нь шийдвэл бид олдог xТэгээд y:

Ийнхүү аммонийн бихромат дахь азотын исэлдэлтийн төлөв нь -3, устөрөгч +1, хром +6, хүчилтөрөгч -2 байна.

Органик бодис дахь элементүүдийн исэлдэлтийн төлөвийг хэрхэн тодорхойлох талаар уншиж болно.

Валент

Атомын валентыг Ромын тоогоор илэрхийлнэ: I, II, III гэх мэт.

Атомын валентийн чадвар нь тоо хэмжээнээс хамаарна.

1) хосгүй электронууд

2) валентын түвшний тойрог замд дан электрон хосууд

3) валентын түвшний хоосон электрон орбиталууд

Устөрөгчийн атомын валентийн боломжууд

Устөрөгчийн атомын электрон график томьёог дүрсэлцгээе.

Хослогдоогүй электронууд, гаднах түвшинд дан электрон хосууд байх, гаднах түвшинд хоосон (хоосон) орбиталууд байх зэрэг гурван хүчин зүйл нь валентын боломжид нөлөөлдөг гэж үздэг. Бид гадаад (болон цорын ганц) энергийн түвшинд нэг хосгүй электроныг хардаг. Үүний үндсэн дээр устөрөгч нь I-ийн валенттай байх нь гарцаагүй. Гэсэн хэдий ч эхний энергийн түвшинд зөвхөн нэг дэд түвшин байдаг - с,тэдгээр. Гаднах түвшний устөрөгчийн атом нь дан электрон хосгүй, хоосон орбиталгүй.

Тиймээс устөрөгчийн атомын үзүүлж чадах цорын ганц валент нь I юм.

Нүүрстөрөгчийн атомын валентын боломжууд

Нүүрстөрөгчийн атомын электрон бүтцийг авч үзье. Үндсэн төлөвт түүний гаднах түвшний цахим тохиргоо дараах байдалтай байна.

Тэдгээр. үндсэн төлөвт өдөөгдөөгүй нүүрстөрөгчийн атомын гаднах энергийн түвшинд 2 хосгүй электрон байдаг. Энэ төлөвт энэ нь II-ийн валентыг харуулж чадна. Гэсэн хэдий ч нүүрстөрөгчийн атом нь энерги өгөхөд амархан өдөөгдсөн төлөвт ордог бөгөөд энэ тохиолдолд гаднах давхаргын электрон тохиргоо нь дараах хэлбэртэй байна.

Нүүрстөрөгчийн атомыг өдөөх үйл явцад тодорхой хэмжээний энерги зарцуулагддаг ч гэсэн дөрвөн ковалент холбоо үүсэхэд зарцуулсан зардлыг нөхдөг. Ийм учраас IV валент нь нүүрстөрөгчийн атомын онцлог шинж чанартай байдаг. Жишээлбэл, нүүрстөрөгч нь нүүрстөрөгчийн давхар исэл, нүүрстөрөгчийн хүчил ба бүх органик бодисын молекулуудад IV валенттай байдаг.

Хослогдоогүй электрон ба дан электрон хосоос гадна валентийн түвшний хоосон орбитал байгаа нь валентын боломжид нөлөөлдөг. Дүүрсэн түвшинд ийм тойрог замууд байгаа нь атом нь электрон хосыг хүлээн авагчийн үүргийг гүйцэтгэхэд хүргэдэг, жишээлбэл. донор хүлээн авагч механизмаар дамжуулан нэмэлт ковалент холбоо үүсгэдэг. Жишээлбэл, хүлээгдэж байснаас ялгаатай нь нүүрстөрөгчийн дутуу ислийн молекул CO-д холбоос нь давхар биш, харин гурав дахин их байдаг нь дараах зурагт тодорхой харагдаж байна.

Азотын атомын валентийн боломжууд

Азотын атомын гадаад энергийн түвшний электрон график томьёог бичье.

Дээрх зургаас харахад азотын атом нь хэвийн төлөвт байгаа 3 хосгүй электронтой тул III валентыг харуулах чадвартай гэж үзэх нь логик юм. Үнэн хэрэгтээ аммиак (NH 3), азотын хүчил (HNO 2), азотын трихлорид (NCl 3) гэх мэт молекулуудад гурвын валент ажиглагддаг.

Химийн элементийн атомын валент нь хосгүй электронуудын тооноос гадна дан электрон хосууд байгаа эсэхээс хамаарна гэж дээр хэлсэн. Энэ нь ковалент химийн холбоо нь зөвхөн хоёр атом бие биенээ нэг электроноор хангаад зогсохгүй нэг атом нь дан хос электронтой - донор () үүнийг сул орон зайтай өөр атомд өгөх үед үүсдэгтэй холбоотой юм. ) тойрог замын валентын түвшин (хүлээн авагч). Тэдгээр. Азотын атомын хувьд IV валент нь донор-хүлээн авагч механизмын дагуу үүссэн нэмэлт ковалент холбооноос болж бас боломжтой юм. Жишээлбэл, аммонийн катион үүсэх үед нэг нь донор-хүлээн авагч механизмаар үүсдэг дөрвөн ковалент холбоо ажиглагддаг.

Ковалентын бондуудын аль нэг нь донор-хүлээн авагч механизмын дагуу үүсдэг боловч аммонийн катион дахь бүх N-H бондууд нь туйлын ижил бөгөөд бие биенээсээ ялгаатай байдаггүй.

Азотын атом нь V-тэй тэнцүү валентыг харуулах чадваргүй. Энэ нь азотын атом нь энергийн түвшинд хамгийн ойрхон чөлөөт тойрог замд шилжихэд хоёр электрон хосолсон өдөөгдсөн төлөвт шилжих боломжгүй байдагтай холбоотой юм. Азотын атом нь үгүй г-дэд түвшний, мөн 3s тойрог замд шилжих нь эрчим хүчний хувьд маш өндөр өртөгтэй тул эрчим хүчний зардлыг шинэ холбоо үүсэх замаар нөхдөггүй. Жишээлбэл, азотын хүчил HNO 3 эсвэл азотын исэл N 2 O 5 молекул дахь азотын валент нь юу вэ гэж олон хүн гайхаж магадгүй юм. Хачирхалтай нь, валент нь IV байдаг бөгөөд үүнийг дараах бүтцийн томъёоноос харж болно.

Зураг дээрх тасархай шугам нь гэж нэрлэгддэг зүйлийг харуулж байна нутагшуулахгүй π -холболт. Ийм учраас терминал NO бондыг "нэг хагасын бонд" гэж нэрлэж болно. Үүнтэй төстэй нэг ба хагас холбоо нь озоны O 3, бензол C 6 H 6 гэх мэт молекулуудад байдаг.

Фосфорын валентийн боломжууд

Фосфорын атомын гадаад энергийн түвшний электрон график томьёог дүрсэлцгээе.

Бидний харж байгаагаар үндсэн төлөвт байгаа фосфорын атомын гаднах давхаргын бүтэц, азотын атомын бүтэц ижил байдаг тул фосфорын атом, түүнчлэн азотын атомын хувьд боломжит валентыг 2000-2000 00:00 -тай тэнцүү гэж хүлээх нь логик юм. Практикт ажиглагдсан I, II, III, IV.

Гэсэн хэдий ч азотоос ялгаатай нь фосфорын атом бас байдаг г-5 сул орбитал бүхий дэд түвшин.

Үүнтэй холбогдуулан энэ нь өдөөсөн төлөвт шилжих чадвартай, электронуудыг уураар жигнэх 3 с- тойрог замууд:

Иймд азот хүрэх боломжгүй фосфорын атомын валент V боломжтой болно. Жишээлбэл, фосфорын атом нь фосфорын хүчил, фосфорын (V) галогенид, фосфорын (V) исэл гэх мэт нэгдлүүдийн молекулуудад таван валенттай байдаг.

Хүчилтөрөгчийн атомын валентын боломжууд

Хүчилтөрөгчийн атомын гадаад энергийн түвшний электрон график томъёо нь дараах хэлбэртэй байна.

Бид 2-р түвшинд хосгүй хоёр электроныг харж байгаа тул хүчилтөрөгчийн хувьд II валент боломжтой. Хүчилтөрөгчийн атомын энэ валент нь бараг бүх нэгдлүүдэд ажиглагддаг гэдгийг тэмдэглэх нь зүйтэй. Дээр дурдсан нүүрстөрөгчийн атомын валентийн чадварыг авч үзэхдээ бид нүүрстөрөгчийн дутуу ислийн молекул үүсэх талаар ярилцав. CO молекул дахь холбоо нь гурав дахин их байдаг тул хүчилтөрөгч нь гурван валенттай байдаг (хүчилтөрөгч нь электрон хос донор юм).

Хүчилтөрөгчийн атом нь гаднах элементгүй байдагтай холбоотой г- дэд түвшний, электрон хосолсон байдал сТэгээд p-Орбиталууд боломжгүй байдаг тул хүчилтөрөгчийн атомын валентийн чадвар нь түүний дэд бүлгийн бусад элементүүд, жишээлбэл хүхэртэй харьцуулахад хязгаарлагдмал байдаг.

Хүхрийн атомын валентийн боломжууд

Өдөөгдөөгүй төлөвт байгаа хүхрийн атомын гадаад энергийн түвшин:

Хүхрийн атом нь хүчилтөрөгчийн атом шиг хоёр хосгүй электронтой байдаг тул хүхэр хоёр валенттай байж болно гэж дүгнэж болно. Үнэн хэрэгтээ хүхэр нь жишээлбэл, хүхэрт устөрөгчийн молекул H 2 S-д II валенттай байдаг.

Бидний харж байгаагаар хүхрийн атом гадаад түвшинд гарч ирдэг г- сул тойрог замтай дэд түвшин. Энэ шалтгааны улмаас хүхрийн атом нь өдөөгдсөн төлөвт шилжсэний улмаас хүчилтөрөгчөөс ялгаатай нь валентын чадвараа өргөжүүлж чаддаг. Тиймээс ганц электрон хос хослохдоо 3 х-дэд түвшний хувьд хүхрийн атом нь дараах хэлбэрийн гадаад түвшний электрон тохиргоог олж авдаг.

Энэ төлөвт хүхрийн атом нь 4 хосгүй электронтой бөгөөд энэ нь хүхрийн атомууд IV валентыг харуулж чадна гэдгийг харуулж байна. Үнэн хэрэгтээ хүхэр нь SO 2, SF 4, SOCl 2 гэх мэт молекулуудад IV валенттай байдаг.

3-т байрлах хоёр дахь ганц электрон хосыг хослуулах үед с- дэд түвшинд, гадаад энергийн түвшин дараах тохиргоог олж авдаг.

Энэ төлөвт VI валентийн илрэл боломжтой болно. VI валент хүхэртэй нэгдлүүдийн жишээ нь SO 3, H 2 SO 4, SO 2 Cl 2 гэх мэт.

Үүнтэй адилаар бид бусад химийн элементүүдийн валентийн боломжуудыг авч үзэж болно.

Хүснэгт. Химийн элементүүдийн исэлдэлтийн төлөв.

Хүснэгт. Химийн элементүүдийн исэлдэлтийн төлөв.

Нийтлэлийн үнэлгээ: